Redox reakciók – az elemek oxidációs állapotának megváltozásával járó reakciók.

Oxidáció- az elektronok atom általi leadásának folyamata

Felépülés- az elektronok atom általi befogadásának folyamata

Redukáló szer- elektronokat adományozó elem

Oxidálószer– elektronokat befogadó elem

Az elemek töltésváltozásának okainak vizuális, de leegyszerűsített képéhez forduljunk az ábrákhoz:

Az atom elektromosan semleges részecske. Ezért a protonok száma megegyezik az elektronok számával

Ha egy elem felad egy elektront, a töltése megváltozik. Pozitív töltésű lesz (ha elfogadja, ellenkezőleg, negatívan)

Hogy. egy elem töltését befolyásolja az adott vagy vett elektronok száma

I. Redox reakciók egyenleteinek felállítása

1. Írja le a reakciósémát!

Na + Cl 2 -> NaCl

2. Elrendezzük az elemek oxidációs állapotát:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -

3. Felírjuk az oxidációs állapotot megváltoztató elemeket, és meghatározzuk az adott/fogadott elektronok számát:

Na 0 -1e -> Na +

Cl 2 +2e ->2Cl -

4. Keresse meg az adományozott és kapcsolt elektronok számának legkisebb közös többszörösét:

Hogy. megkaptuk a szükséges együtthatókat

5. Beállítjuk az együtthatókat:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —

Oxidálószerek olyan részecskék (atomok, molekulák vagy ionok), amelyek elektronokat fogadni kémiai reakció során. Ebben az esetben az oxidálószer oxidációs állapota lemegy. Oxidálószerek helyreállítják.

Restaurátorok olyan részecskék (atomok, molekulák vagy ionok), amelyek elektronokat adományozni kémiai reakció során. Ebben az esetben a redukálószer oxidációs állapota emelkedik. Redukálók ebben az esetben oxidálódik.

A vegyi anyagokat fel lehet osztani tipikus oxidálószerek, tipikus redukálószerekés olyan anyagok, amelyek megjelenhetnek oxidáló és redukáló tulajdonságokkal egyaránt rendelkezik. Egyes anyagok gyakorlatilag nem mutatnak redox aktivitást.

NAK NEK tipikus oxidálószerek tartalmazza:

• egyszerű anyagok- nem fémek a legerősebb oxidáló tulajdonságokkal (fluor F 2, oxigén O 2, klór Cl 2);
• ionokfémek vagy nem fémek Val vel magas pozitív (általában magasabb) oxidációs állapot : savak (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sók (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oxidok (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• néhányat tartalmazó vegyületek fémkationok amelynek magas oxidációs állapot: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ stb.

Tipikus redukálószerek - ez általában:

• egyszerű anyagok - fémek(a fémek redukálóképességét számos elektrokémiai tevékenység határozza meg);
• összetett anyagok, amelyek tartalmaznak negatív (általában legalacsonyabb) oxidációs állapotú nemfémek atomjai vagy ionjai: bináris hidrogénvegyületek(H 2 S, HBr), oxigénmentes savak sói (K 2 S, NaI);
• néhány vegyületet tartalmaznak minimális pozitív oxidációs állapotú kationok(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), amely az elektronokat feladva, növelhetik oxidációs állapotukat;
• komplex ionokat tartalmazó vegyületek, amelyek a közepesen pozitív oxidációs állapotú nemfémek(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, amelyben az elemek elektronok adományozásával növeli pozitív oxidációs állapotát.

A legtöbb egyéb anyag megjelenhet oxidáló és redukáló tulajdonságokkal egyaránt rendelkezik.

A tipikus oxidáló- és redukálószereket a táblázat tartalmazza.

A laboratóriumi gyakorlatban a leggyakrabban használtak a következők oxidálószerek :

kálium-permanganát (KMnO 4);

kálium-dikromát (K 2 Cr 2 O 7);

salétromsav (HNO 3);

sűrített kénsav(H2S04);

hidrogén-peroxid (H 2 O 2);

mangán (IV) és ólom (IV) oxidjai (MnO 2, PbO 2);

olvadt kálium-nitrát (KNO 3) és néhány más nitrát olvadéka.

NAK NEK restaurátorok , amelyek érvényesek V laboratóriumi gyakorlat viszonyul:

• magnézium (Mg), alumínium (Al), cink (Zn) és más aktív fémek;
• hidrogén (H2) és szén (C);
• kálium-jodid (KI);
• nátrium-szulfid (Na 2 S) és hidrogén-szulfid (H 2 S);
• nátrium-szulfit (Na 2SO 3);
• ón-klorid (SnCl 2).

Redox reakciók osztályozása

A redoxreakciókat általában négy típusra osztják: intermolekuláris, intramolekuláris, diszproporcionációs (autooxidáció-önredukciós) reakciókra és aránytalanítás elleni reakciókra.

Intermolekuláris reakciók az oxidációs állapot változásával fordulnak elő különböző elemek tól től különböző reagensek. Ebben az esetben, különböző oxidációs és redukciós termékek .

2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,

C 0 + 4HN + 5 O 3 (konc) = C +4 O 2 + 4N + 4 O 2 + 2H 2 O.

Intramolekuláris reakciók - ezek olyan reakciók, amelyekben különböző elemek tól től egy reagens menj például különböző termékek:

(N-3H4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr + 3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Aránytalanítási reakciók (autooxidáció-öngyógyulás) olyan reakciók, amelyek során az oxidálószer és a redukálószer ugyanannak a reagensnek ugyanaz az eleme, ami aztán átváltozik különböző termékek:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Arányosítás (arányosítás, aránytalanság ellen ) olyan reakciók, amelyekben az oxidálószer és a redukálószer is részt vesz ugyanaz az elem, Melyik különböző reagensek belemegy egy termék. A reakció az aránytalanság ellentéte.

2H 2S-2 + S + 4O 2 = 3S + 2H 2O

A redoxreakciók összeállításának alapszabályai

A redox reakciókat oxidációs és redukciós folyamatok kísérik:

Oxidáció az elektronok redukálószer általi adományozásának folyamata.

Felépülés az elektronszerzés folyamata egy oxidálószer által.

Oxidálószer helyreállítás alatt állés a redukálószer oxidálódik .

Redox reakciókban megfigyelhető elektronikus mérleg: A redukálószer által leadott elektronok száma megegyezik az oxidálószer által nyert elektronok számával. Ha a mérleg rosszul van elkészítve, akkor nem tud összetett OVR-eket létrehozni.

A redoxreakciók (ORR) összeállítására többféle módszert alkalmaznak: az elektronegyensúly módszert, az elektron-ion egyensúlyi módszert (félreakciós módszer) és másokat.

Nézzük meg közelebbről elektronikus mérlegmódszer .

Az ORR „azonosítása” meglehetősen egyszerű - elegendő az oxidációs állapotokat minden vegyületben elrendezni, és meghatározni, hogy az atomok megváltoztatják az oxidációs állapotot:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Külön kiírjuk az oxidációs állapotot megváltoztató elemek atomjait, a reakció ELŐTT és a reakció UTÁN állapotba.

Az oxidációs állapotot a mangán és a kénatomok változtatják:

S-2-2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

A mangán 1 elektront, a kén 2 elektront ad el. Ebben az esetben be kell tartani elektronikus mérleg. Ezért meg kell duplázni a mangánatomok számát, és változatlanul hagyni a kénatomok számát. Egyensúlyi együtthatókat a reagensek és a termékek előtt is feltüntetünk!

Az OVR egyenletek elektronikus mérleg módszerrel történő összeállításának sémája:

Figyelem! Egy reakcióban több oxidáló vagy redukálószer is lehet. A mérleget úgy kell elkészíteni Teljes szám a kapott és adott elektronok azonosak voltak.

A redox reakciók általános mintázata

A redoxreakciók termékei gyakran attól függnek a folyamat feltételeit. Mérlegeljük a redoxreakciók lefolyását befolyásoló fő tényezők.

A legnyilvánvalóbb meghatározó tényező az reakcióoldat környezet — . Jellemzően (de nem feltétlenül) a közeget meghatározó anyag szerepel a reagensek között. A következő lehetőségek lehetségesek:

• oxidatív aktivitás savasabb környezetben fokozódik, és az oxidálószer mélyebben redukálódik(például kálium-permanganát, KMnO 4, ahol az Mn +7 savas környezetben Mn +2-re redukálódik, és lúgos környezetben - Mn +6-ra);
• oxidatív aktivitás lúgosabb környezetben nő, és az oxidálószer mélyebbre redukálódik (például a kálium-nitrát KNO 3, ahol az N +5, ha lúgos környezetben redukálószerrel kölcsönhatásba lép, N -3-ra redukálódik);
• vagy az oxidálószer gyakorlatilag nincs kitéve a környezet változásainak.

A reakciókörnyezet lehetővé teszi a fennmaradó OVR termékek összetételének és létezési formájának meghatározását. Az alapelv az, hogy olyan termékek keletkezzenek, amelyek nem lépnek kölcsönhatásba a reagensekkel!

Jegyzet! E Ha az oldat közeg savas, akkor a reakciótermékek között bázisok és bázikus oxidok nem lehetnek jelen, mert savval reagálnak. És fordítva, lúgos környezetben a sav képződése kizárt és savas oxid. Ez az egyik leggyakoribb és legsúlyosabb hiba.

Az OVR áramlási irányát is befolyásolja a reagáló anyagok természete. Például, amikor a salétromsav HNO 3 kölcsönhatásba lép redukálószerekkel, mintázat figyelhető meg - minél nagyobb a redukálószer aktivitása, annál több nitrogén N +5 csökken.

Amikor növeli hőfok A legtöbb ODD intenzívebb és mélyebb.

Heterogén reakciókban a termékek összetételét gyakran befolyásolják köszörülési fok szilárd . Például a porított cink salétromsavval bizonyos termékeket, míg a granulált cink teljesen más termékeket képez. Minél nagyobb a reagens őrlési foka, annál nagyobb az aktivitása, általában.

Nézzük a legjellemzőbb laboratóriumi oxidálószereket.

Redox reakciók alapvázlatai

Permanganát helyreállítási rendszer

A permanganátok erős oxidálószert tartalmaznak - mangán oxidációs állapotban +7. Mangánsók +7 színezi be az oldatot ibolya szín.

A permanganátok a reakcióoldat környezetétől függően különböző módon redukálódnak.

BAN BEN savas környezet felépülés mélyebben jelentkezik, hogy Mn 2+. A +2 oxidációs állapotú mangán-oxid bázikus tulajdonságokat mutat, ezért in savas környezet só képződik. Mangánsók +2 színtelen. BAN BEN semleges megoldás a mangán csökken oxidációs állapotba +4 , végzettséggel amfoter oxid MnO 2 — barna savakban és lúgokban oldhatatlan csapadék. BAN BEN lúgos környezet, a mangán minimálisan – a legközelebbi – helyreáll oxidációs állapotok +6 . Mangánvegyületek +6 mutatják savas tulajdonságok lúgos környezetben sókat képeznek - manganátok. A manganátok adják az oldatot zöld szín .

Tekintsük a KMnO 4 kálium-permanganát és a kálium-szulfid kölcsönhatását savas, semleges és lúgos közegben. Ezekben a reakciókban a szulfidion oxidációs terméke S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Ebben a reakcióban gyakori hiba, hogy a reakciótermékekben a kén és a lúg kölcsönhatását jelzik. A kén azonban kölcsönhatásba lép a lúggal meglehetősen zord körülmények között (magas hőmérsékleten), ami nem felel meg e reakció körülményeinek. Normál körülmények között a molekuláris ként és a lúgot célszerű külön feltüntetni, nem pedig kölcsönhatásuk termékeit.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

Ennek a reakciónak az összeállítása során is felmerülnek nehézségek. A helyzet az, hogy ebben az esetben nem szükséges a közeg (KOH vagy más lúg) molekuláját a reagensekbe írni a reakció kiegyenlítéséhez. A lúg részt vesz a reakcióban, és meghatározza a kálium-permanganát redukciójának termékét, de a reagensek és a termékek kiegyenlítése nélkül is kiegyenlítődik. Ez a látszólagos paradoxon könnyen feloldható, ha emlékezünk arra, hogy a kémiai reakció csak egy konvencionális jelölés, amely nem jelöli az egyes előforduló folyamatokat, hanem csupán tükrözi az összes folyamat összegét. Hogyan határozhatja meg ezt saját maga? Ha követi a klasszikus sémát - egyensúly - egyensúlyi együtthatók - fém kiegyenlítés, akkor látni fogja, hogy a fémek egyensúlyi együtthatókkal vannak kiegyenlítve, és a lúg jelenléte a reakcióegyenlet bal oldalán felesleges lesz.

Permanganátok oxidálódik:

• nemfémek negatív oxidációs állapotú egyszerű anyagokhoz (0 oxidációs fokozattal), kivételek — foszfor, arzén - +5-ig ;
• nemfémek közbenső oxidációs állapotú a legmagasabb oxidációs fokig;
• aktív fémek stabil pozitív a fém oxidációs foka.

KMnO 4 + neMe (legalacsonyabb d.o.) = neMe 0 + egyéb termékek

KMnO 4 + neMe (közepes d.o.) = neMe (magasabb d.o.) + egyéb termékek

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabil s.o.) + egyéb termékek

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + egyéb termékek

Kromát/bikromát visszanyerési séma

A VI vegyértékű króm különlegessége, hogy 2 féle sót képez benne vizes oldatok: kromátok és dikromátok, az oldat környezetétől függően. Aktív fémkromátok (például K 2 CrO 4) olyan sók, amelyek stabilak lúgos környezet. Aktív fémek dikromátjai (bikromátjai). (például K 2 Cr 2 O 7) - sók, stabil savas környezetben .

A króm(VI)-vegyületek redukálódnak króm(III)-vegyületek . A Cr +3 krómvegyületek amfoterek, és az oldat környezetétől függően különböző formában léteznek oldatban: savas környezetben sók(az amfoter vegyületek savakkal kölcsönhatásba lépve sókat képeznek), in semleges környezet- oldhatatlan amfoter hidroxid króm (III) Cr(OH) 3 lúgos környezetben pedig króm(III)-vegyületek képződnek komplex só, Például, kálium-hexahidroxokromát (III) K 3 .

Króm VI vegyületek oxidálódik:

• nemfémek negatív oxidációs állapotban egyszerű anyagokhoz (0 oxidációs fokozattal), kivételek — foszfor, arzén - +5-ig;
• nemfémek közbenső oxidációs állapotban a legmagasabb oxidációs fokig;
• aktív fémek egyszerű anyagoktól (0. oxidációs fokozat) az olyan vegyületekig stabil pozitív a fém oxidációs foka.

Kromát/bikromát + NeMe (negatív d.o.) = NeMe 0 + egyéb termékek

Kromát/bikromát + neMe (közepes pozitív d.o.) = neMe (magasabb d.o.) + egyéb termékek

Kromát/bikromát + Me 0 = Me (stabil d.o.) + egyéb termékek

Kromát/bikromát + P, As (negatív d.o.) = P, As +5 + egyéb termékek

Nitrát bomlás

Nitrát sók tartalmaznak nitrogén oxidációs állapotban +5 - erős oxidálószer. Az ilyen nitrogén oxigént oxidálhat (O -2). Ez akkor fordul elő, amikor a nitrátokat melegítik. A legtöbb esetben az oxigén 0 oxidációs állapotig oxidálódik, azaz. előtt molekuláris oxigén O2 .

A sót alkotó fém típusától függően a nitrátok termikus (hőmérsékleti) bomlása során különféle termékek képződnek: ha aktív fém(az elektrokémiai aktivitások sorozatában vannak a magnéziumhoz), majd a nitrogén +3 oxidációs állapotra redukálódik, és a bomlás során nitritsók és molekuláris oxigén képződnek .

Például:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Az aktív fémek a természetben sók (KCl, NaCl) formájában fordulnak elő.

Ha egy fém az elektrokémiai aktivitás sorozatában van a magnéziumtól jobbra és a réztől balra (beleértve a magnéziumot és a rezet is) , majd bomláskor keletkezik fém-oxid stabil oxidációs állapotban, nitrogén-monoxid (IV) (barna gáz) És oxigén. A bomlás során fém-oxid is képződik lítium-nitrát .

Például, bomlás cink-nitrát:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.

A közepes aktivitású fémek a természetben leggyakrabban oxidok formájában találhatók meg (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 stb.).

Ionok fémek, amely az elektrokémiai aktivitás sorozatában található a réztől jobbra erős oxidálószerek. Nál nél a nitrátok bomlása az N +5-höz hasonlóan az oxigén oxidációjában vesznek részt, és egyszerű anyagokká redukálódnak, pl. fém keletkezik és gázok szabadulnak fel - nitrogén-oxid (IV) és oxigén .

Például, bomlás ezüst nitrát:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Az inaktív fémek a természetben egyszerű anyagokként fordulnak elő.

Néhány kivétel!

Bomlás ammónium-nitrát :

Az ammónium-nitrát molekula oxidálószert és redukálószert is tartalmaz: a -3 oxidációs állapotú nitrogén csak redukáló tulajdonságokat, míg a +5 oxidációs állapotú nitrogén csak oxidatív tulajdonságokat mutat.

Melegítéskor ammónium-nitrát lebomlik. 270 o C-ig képződik nitrogén-monoxid (I)(„nevetőgáz”) és víz:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Ez egy példa a reakcióra aránytalanság ellen .

A kapott nitrogén oxidációs állapota az eredeti molekulában lévő nitrogénatomok oxidációs állapotának számtani átlaga.

Magasabb hőmérsékleten a nitrogén-oxid (I) egyszerű anyagokra bomlik - nitrogénÉs oxigén:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

Nál nél bomlás ammónium-nitrit NH4NO2 ellen-aránytalanság is előfordul.

A kapott nitrogén oxidációs állapota megegyezik a kezdeti nitrogénatomok - N +3 oxidálószer és N -3 redukálószer - oxidációs állapotának számtani átlagával

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Termikus bomlás mangán(II)-nitrát fémoxidáció kíséretében:

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Vas(II)-nitrát nál nél alacsony hőmérsékletek hevítésre vas(II)-oxiddá bomlik, a vas +3 oxidációs állapotig oxidálódik:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 60°C-on
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 >60°C-on

Nikkel(II)-nitrát hevítés hatására nitritté bomlik.

A salétromsav oxidatív tulajdonságai

Salétromsav A fémekkel való kölcsönhatás során a HNO 3 gyakorlatilag soha nem termel hidrogént , ellentétben a legtöbb ásványi savval.

Ez annak a ténynek köszönhető, hogy a sav nagyon erős oxidálószert tartalmaz - nitrogént +5 oxidációs állapotban. Redukálószerekkel - fémekkel való kölcsönhatás során különféle nitrogénredukciós termékek képződnek.

Salétromsav + fém = fémsó + nitrogén redukciós termék + H 2 O

A salétromsav redukció hatására átalakulhat nitrogén-oxid (IV) NO 2 (N +4); nitrogén-monoxid (II) NO (N +2); nitrogén-monoxid (I) N 2 O („nevetőgáz”); molekuláris nitrogén N 2; ammónium-nitrát NH 4 NO 3. Általában olyan termékek keveréke jön létre, amelyek közül az egyik túlsúlyban van. A nitrogén oxidációs állapotba redukálódik +4-ről -3-ra. A helyreállítás mélysége elsősorban attól függ redukálószer jellegénél fogvaÉs a salétromsav koncentrációjáról . A szabály működik: minél kisebb a savkoncentráció és minél nagyobb a fém aktivitása, annál több elektront kap a nitrogén, és annál több redukált termék keletkezik..

Néhány szabályszerűség lehetővé teszi a salétromsav fémekkel történő redukciójának fő termékének helyes meghatározását a reakcióban:

• cselekvésre nagyon híg salétromsav tovább fémekáltalában kialakul ammónium-nitrát NH4NO3;

Például, a cink reakciója nagyon híg salétromsavval:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• tömény salétromsav a hidegben passzivál néhány fém - króm Cr, alumínium Al és vas vas . Amikor az oldatot melegítjük vagy hígítjuk, a reakció megtörténik;

fém passziválás - ez a fémfelület inaktív állapotba kerülése a fémfelületen vékony inert vegyületek, jelen esetben főleg tömény salétromsavval nem reagáló fémoxidok képződése miatt.

• Salétromsav nem lép reakcióba a platina alcsoport fémeivel — Arany Au, platina Pt, és palládium Pd;

• interakció közben tömény sav inaktív fémekkel és közepes aktivitású fémek nitrogén sav redukálódik nitrogén-monoxid (IV) NEM 2 ;

Például, réz oxidációja tömény salétromsavval:

Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• interakció közben tömény salétromsav aktív fémekkel alakult Nitrogén-oxid (I)N2O ;

Például, oxidáció nátrium sűrített salétromsav:

Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• interakció közben híg salétromsavat inaktív fémekkel (a hidrogéntől jobbra lévő tevékenységsorban) a sav redukálódik nitrogén-monoxid (II) NO ;
• interakció közben híg salétromsavat közepes aktivitású fémekkel sem alakul ki nitrogén-monoxid (II) NO vagy nitrogén-oxid N 2 O, vagy molekuláris nitrogén N 2 - további tényezők függvényében (fémaktivitás, fémcsiszolás mértéke, savhígítási fok, hőmérséklet).
• interakció közben hígítsuk fel a salétromsavat aktív fémekkel alakult molekuláris nitrogén N 2 .

A salétromsav különböző fémekkel való kölcsönhatás során keletkező redukciós termékeinek közelítő meghatározásához az inga elvét javaslom. Az inga helyzetét elmozdító fő tényezők: savkoncentráció és fémaktivitás. Az egyszerűsítés kedvéért 3 féle savkoncentrációt használunk: koncentrált (több mint 30%), híg (30% vagy kevesebb), nagyon híg (5% alatti). A fémeket aktivitás szerint aktív (alumínium előtti), közepes aktivitású (alumíniumtól hidrogénig) és inaktív (hidrogén után) csoportokra osztjuk. A salétromsav redukciós termékeit az oxidációs állapot szerint csökkenő sorrendbe rendezzük:

NO2; NEM; N2O; N 2; NH4NO3

Minél aktívabb a fém, annál jobban haladunk jobbra. Minél nagyobb a sav koncentrációja vagy alacsonyabb a hígítási foka, annál inkább balra toljuk.

Például , tömény sav és inaktív fém réz Cu kölcsönhatásba lépnek. Következésképpen a szélső baloldali helyzetbe tolunk, nitrogén-oxid (IV), réz-nitrát és víz keletkezik.

Fémek reakciója kénsavval

Hígított kénsavat kölcsönhatásba lép a fémekkel, mint egy közönséges ásványi sav. Azok. kölcsönhatásba lép azokkal a fémekkel, amelyek elektrokémiai feszültségek sorozatában helyezkednek el egészen a hidrogénig. Az oxidálószer itt H + ionok, amelyek molekuláris hidrogénné H 2 redukálódnak. Ebben az esetben a fémek általában oxidálódnak minimális oxidációs foka.

Például:

Fe + H 2 SO 4 (dil) = FeSO 4 + H 2

kölcsönhatásba lép a fémekkel a hidrogén előtti és utáni feszültségtartományban.

H 2 SO 4 (konc) + fém = fémsó + kénredukciós termék (SO 2, S, H 2 S) + víz

Amikor a koncentrált kénsav kölcsönhatásba lép fémekkel, fémsó (stabil oxidációs állapotban), víz és kénredukciós termék képződik - kén-dioxid S +4 O 2, molekuláris kén S vagy hidrogén-szulfid H 2 S -2, a koncentráció mértékétől, a fém aktivitásától, őrlési fokától, hőmérsékletétől stb. Amikor a tömény kénsav fémekkel reagál, molekuláris hidrogén nem képződik!

A tömény kénsav fémekkel való kölcsönhatásának alapelvei:

1. Tömény kénsav passzivál alumínium, króm, vas szobahőmérsékleten vagy hidegen;

2. Tömény kénsav nem lép interakcióba Val vel arany, platina és palládium ;

3. VAL VEL inaktív fémek tömény kénsav helyre állítva kén(IV)-oxid.

Például, a rezet tömény kénsav oxidálja:

Cu 0 + 2H 2 S + 6 O 4 (konc) = Cu + 2 SO 4 + S + 4 O 2 + 2 H 2 O

4. Interakció közben aktív fémekkel és cinkkel tömény kénsav képződikkén S vagy hidrogén-szulfid H 2 S 2- (a hőmérséklettől, az őrlés mértékétől és a fém aktivitásától függően).

Például , tömény kénsav kölcsönhatása cinkkel:

8Na 0 + 5H 2S +6 O 4 (konc) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2O

Hidrogén-peroxid

A hidrogén-peroxid H 2 O 2 -1 oxidációs állapotú oxigént tartalmaz. Az ilyen oxigén növelheti és csökkentheti az oxidációs állapotot. Így a hidrogén-peroxid mutat oxidáló és redukáló tulajdonságokkal egyaránt rendelkezik.

A redukálószerekkel való kölcsönhatás során a hidrogén-peroxid oxidálószer tulajdonságait mutatja, és -2-es oxidációs állapotra redukálódik. A hidrogén-peroxid redukció terméke jellemzően víz vagy hidroxidion, a reakciókörülményektől függően. Például:

S +4O2 + H2O2-1 → H2S +6O4-2

Az oxidálószerekkel való kölcsönhatás során a peroxid molekuláris oxigénné oxidálódik (oxidációs állapot 0): O 2 . Például :

2KMn +7O4 + 5H202-1 + 3H2SO4 → 5O20 + 2Mn +2SO4 + K2SO4 + 8H2O

Az oxidációs-redukciós reakciók vagy röviden ORR a kémia tantárgy egyik alapja, mivel az egyének kölcsönhatását írják le. kémiai elemek együtt. Amint a reakciók neve is sugallja, legalább két különböző reakciót érintenek vegyszerek amelyek közül az egyik oxidálószerként, a másik redukálószerként működik. Nyilvánvalóan nagyon fontos, hogy meg tudjuk különböztetni és definiálni őket különböző kémiai reakciók.

Hogyan határozzuk meg az oxidálószert és a redukálószert
A kémiai reakciókban az oxidálószer és a redukálószer meghatározásának fő nehézsége az, hogy ugyanazok az anyagok különböző esetekben lehetnek oxidálószer és redukálószer is. Ahhoz, hogy megtanulja, hogyan lehet helyesen meghatározni egy adott kémiai elem szerepét a reakcióban, világosan meg kell értenie a következő alapfogalmakat.

1. Oxidáció egy kémiai elem külső elektronrétegéből az elektronok elvesztésének folyamata. Viszont oxidálószer lesz egy atom, molekula vagy ion, amely elfogadja az elektronokat, és ezáltal csökkenti az oxidációs állapotát, ami helyreállítják . Egy másik anyaggal való kölcsönhatás kémiai reakciója után az oxidálószer mindig pozitív töltést kap.
2. Felépülés az a folyamat, amikor egy kémiai elem külső elektronrétegéhez elektronokat adnak. Helyreállító lesz egy atom, molekula vagy ion, amely az elektronjait adományozza, és ezáltal növeli az oxidációs állapotát, azaz oxidálódik . Egy másik anyaggal való kölcsönhatás kémiai reakciója után a redukálószer mindig pozitív töltést kap.
3. Egyszerűen fogalmazva, az oxidálószer olyan anyag, amely „elveszi” az elektronokat, a redukálószer pedig olyan anyag, amely átadja azokat az oxidálószernek. Az egyes elemek kémiai reakciókban jellemző viselkedésének ismeretében meghatározható, hogy egy redoxreakcióban ki tölti be az oxidálószer, ki a redukálószer szerepét, és milyen esetekben válik az oxidálószer redukálószerré és fordítva. .
4. Jellemző redukálószerek a fémek és a hidrogén: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Minél kevésbé ionizáltak, annál nagyobb redukáló tulajdonságaik. Például a részlegesen oxidált vas, amely egy elektronot adott le, és töltése +1, egy elektronnal kevesebbet tud majd leadni a „tiszta” vashoz képest. Redukálószerek lehetnek továbbá a legalacsonyabb oxidációs állapotú kémiai elemek vegyületei, amelyekben az összes szabad pálya meg van töltve, és amelyek csak elektronokat tudnak adni, például ammónia NH 3, hidrogén-szulfid H 2 S, hidrogén-bromid HBr, hidrogén-jodid HI , hidrogén-klorid HCl.
5. A tipikus oxidálószerek sok nemfém (F, Cl, I, O, Br). Továbbá, fémek, amelyek magas fokozat oxidáció (Fe +3, Sn +4, Mn +4), néhány nagy oxidációs fokú elemvegyület is: kálium-permanganát KMnO4, kénsav H2SO4, salétromsav HNO3, réz-oxid CuO, vas-klorid FeCl3.
6. Kémiai vegyületek hiányos ill középfokú végzettség oxidáció, például egybázisú salétromsav HNO 2, hidrogén-peroxid H 2 O 2, kénsav H 2 SO 3 egyaránt mutathat oxidáló és redukáló tulajdonságokat, a kölcsönhatásban részt vevő második reagens redox tulajdonságaitól függően.

Határozzuk meg az oxidálószert és egy redukálószert a nátrium és az oxigén közötti egyszerű reakció példáján.

Amint ebből a példából következik, egy nátriumatom átadja az elektronját egy oxigénatomnak. Ezért a nátrium redukálószer, az oxigén pedig oxidálószer. Ebben az esetben a nátrium teljesen oxidálódik, mivel a lehető legnagyobb számú elektront adja fel, és az oxigénatom nem redukálódik teljesen, mivel képes lesz egy másik elektront elfogadni egy másik oxigénatomtól.

Leírás

A redox reakció során a redukálószer elektronokat ad fel, azaz oxidálódik; Az oxidálószer elektronokat nyer, azaz helyreállítás alatt áll. Ezen túlmenően bármely redoxreakció két ellentétes átalakulás – oxidáció és redukció – egységét jelenti, amelyek egyidejűleg és anélkül, hogy az egyiket elválasztanák egymástól.

Oxidáció

Az oxidáció az elektronok elvesztésének folyamata, az oxidáció mértékének növekedésével.

Ha egy anyag oxidálódik, az elektronvesztés következtében oxidációs állapota megnő. Az oxidálandó anyag atomjait elektrondonoroknak, az oxidálószer atomjait pedig elektronakceptoroknak nevezzük.

Bizonyos esetekben az oxidáció során a kiindulási anyag molekulája instabillá válhat, és stabilabb és kisebb alkotórészekre bomlik (lásd Szabad gyökök). Ebben az esetben a keletkező molekulák egyes atomjai magasabb oxidációs állapotúak, mint az eredeti molekulában lévő azonos atomok.

Az elektronokat befogadó oxidálószer redukáló tulajdonságokat szerez, és konjugált redukálószerré alakul:

oxidálószer + e − ↔ konjugált redukálószer.

Felépülés

A redukció során az atomok vagy ionok elektronokat nyernek. Ebben az esetben az elem oxidációs állapota csökken. Példák: fém-oxidok redukciója szabad fémekké hidrogén, szén és egyéb anyagok felhasználásával; szerves savak redukálása aldehidekké és alkoholokká; zsírok hidrogénezése stb.

Az elektronokat adományozó redukálószer oxidáló tulajdonságokat szerez, és konjugált oxidálószerré alakul:

redukálószer - e − ↔ konjugált oxidálószer.

A kötetlen, szabad elektron a legerősebb redukálószer.

Redox pár

Egy oxidálószer és redukált formája, vagy egy redukálószer és oxidált formája konjugátum redox pár, és ezek interkonverziói redox félreakciók.

Bármely redoxreakcióban két konjugált redox pár vesz részt, amelyek között verseny folyik az elektronokért, aminek következtében két félreakció megy végbe: az egyik elektronok hozzáadásával jár, pl. redukció, a másik - az elektronok felszabadulásával, azaz. oxidáció.

Redox reakciók típusai

Intermolekuláris - reakciók, amelyekben oxidáló és redukáló atomok helyezkednek el a molekulákban különböző anyagok, Például:

H 2S + Cl 2 → S + 2HCl

Intramolekuláris - reakciók, amelyekben az oxidáló és redukáló atomok ugyanazon anyag molekuláiban helyezkednek el, például:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

Aránytalanítás (autooxidáció-öngyógyulás) - olyan reakciók, amelyekben ugyanaz az elem oxidálószerként és redukálószerként is működik, például:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

Reproporcionálás (proporcionálás) - olyan reakciók, amelyek során egy oxidációs állapotot kapunk ugyanazon elem két különböző oxidációs állapotából, például:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Példák

Redox reakció hidrogén és fluor között

Két félreakcióra oszlik:

1) Oxidáció:

2) Helyreállítás:

Oxidáció, redukció

A redoxreakciók során az elektronok egyik atomról, molekuláról vagy ionról a másikra kerülnek. Az elektronvesztés folyamata az oxidáció. Az oxidáció során az oxidációs állapot növekszik: